Einführung in die Biophysikalische Chemie

Einführung in die Biophysikalische Chemie

• Das Fachgebiet liegt im Grenzbereich von Biochemie, Physik und physikalischer Chemie.
• Es zielt darauf ab, Gesetzmäßigkeiten und Mechanismen in vitro und in vivo zu erstellen und diese in biologischen Prozessen zu untersuchen.
• Es werden thermodynamische und chemische Kinetik-Aspekte behandelt.
• Die Themengebiete lassen sich schwer abgrenzen. Es überschneidet sich häufig mit Bereichen der klassischen Chemie, Biologie und Medizin.

Zentrale Fragen der Biophysikalischen Chemie

• Wann läuft eine biochemische Reaktion freiwillig ab?
• Wie viel Energie wird bei einer Reaktion aufgenommen oder abgegeben?
• Was beeinflusst die Einstellung des Gleichgewichts?
• Wie schnell läuft eine Reaktion ab?
• Welche Faktoren beeinflussen die Reaktionsgeschwindigkeit?

Themenübersicht

• Thermodynamik: Enthalpie, Entropie, Gibbs-Energie, Eigenschaften von Reinstoffen, Mehrkomponentensystemen, Oberflächen, Nicht-kovalente Wechselwirkungen, Assemblierung
• Kinetik: Reaktionsordnung, Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit, Michaelis-Menten Modell, Makromoleküle

Energetische Betrachtung chemischer Reaktionen: Thermodynamik

• Exotherme Reaktionen: ΔH< 0, Energie wird freigesetzt.
• Endotherme Reaktionen: ΔH> 0, Energie wird aufgenommen.

Energetik chemischer Reaktionen

• Chemische Reaktionen beinhalten Umverteilung von Atomen und Energieumsätze.
• Beispiele hierfür sind Coldpacks (exotherm) und Wärmepads (endotherm).

Kraft, Arbeit und Energie

• Kraft (F): Fähigkeit einen Körper zu beschleunigen, Einheit Newton (N).
• Arbeit (w): Durch Beschleunigen eines Körpers wird Arbeit geleistet, Einheit Joule (J).
• Energie (E): Fähigkeit Arbeit zu verrichten, Einheit Joule (J). Energie existiert in verschiedenen Formen (potentiell, kinetisch, elektrisch, Wärme, und chemisch).
• Energie kann nicht vernichtet, aber nur in unterschiedliche Formen umgewandelt werden.

Hauptsatz der Thermodynamik

• Die Energie bleibt erhalten.
• In der Biologie und Medizin gibt es viele Beispiele für Zusammenhänge zwischen Energie und Arbeit.

Systeme und Umgebung

• Umgebung: Großer Raum, konstant, Temperatur, unabhängig vom Energiefluss innerhalb des Systems.
• System: Bereich von besonderem Interesse, in dem Reaktionen oder Prozesse statt finden (z. B. Reaktionsraum, Reaktionsgefäß)
• Systeme: Offene Systeme (Austausch von Energie und Materie), Geschlossene Systeme (nur Energie-Austausch), Abgeschlossene Systeme (kein Austausch).

Wärme und Temperatur

• Wärme (q): Eine Energieform, die zwischen Körpern mit unterschiedlichen Temperaturen fließt.
• Temperatur (T): Maß für die Wärmemenge in einem Körper. Wärme fließt vom Körper mit höherer Temperatur zum Körper mit niedrigerer Temperatur.
• Die Einheit der Wärme ist Joule (J) und die Einheit der Temperatur ist Kelvin (K).

Wärmekapazität

• Wärmekapazität (C): Maß dafür, wie viel Energie erforderlich ist, um die Temperatur eines Körpers um 1°C (oder 1K) zu erhöhen.
• Die Wärmekapazität von Wasser ist hoch, was für das Ökosystem wichtig ist.
• Wärmekapazität von verschiedenen Substanzen variieren.

Wärme und mechanische Energie

• James Joule postulierte die Energieerhaltung durch Experimente.
• Arbeit und Wärme sind Formen der Energieübertragung, aber keine Energieformen selbst.

Thermodynamische Beschreibung des Drucks

• Druck (p): Kraft pro Flächeneinheit.
• Einheit Pascal (Pa), Atmosphärendruck (atm) ist eine übliche Einheit.

Druck-Volumen Arbeit

• Arbeit bei Volumenänderung in einem geschlossenen Gefäß.
• Die Kraft, die gegen die Außenatmosphäre wirkt.

Beispiele für Volumenarbeit

• Zum Ausatmen muss Arbeit geleistet werden.
• Die Arbeit, die beim Ausatmen geleistet wird.

Zusatz zu Volumenarbeit

• Allgemeine Definition der Volumenarbeit: w = -Pex * dV (negatives Vorzeichen)
• Expansion eines geschlossenen Systems führt zu einer Abnahme der inneren Energie.

Reaktionsenergie

• Exotherme Reaktion: Reaktionen, bei denen Wärme frei wird.
• Endotherme Reaktion: Reaktionen, bei denen Wärme aufgenommen wird.
• Die Wärmemenge einer Reaktion wird durch die Reaktionsenthalpie (∆H) ausgedrückt.

Innere Energie

• Innere Energie (U) : Die Summe aller kinetischen und potentiellen Energien in einem System.
• Der Absolutwert der inneren Energie ist nicht bestimmbar.
• Die Energieänderung (=∆U) ist jedoch bestimmbar

Innere Energie U und Arbeit w

• Innere Energie ändert sich, wenn Wärme aufgenommen oder abgegeben wird oder wenn Arbeit geleistet wird.
• Einheit für Energie ist das Joule (J)
• Experimentelle Nachweise werden durch Reaktionen, die in thermisch isolierten Systeme oder in offenen Systemen durchgeführt werden dargestellt.

Reaktionsenthalpie

• Reaktionsenthalpie (∆H): Änderung der Enthalpie eines Systems während einer Reaktion bei konstantem Druck.

Exotherme Reaktionen

• Energie wird in Form von Wärme an die Umgebung abgegeben.
• Die Reaktionsenthalpie ist negativ (∆H < 0).

Endotherme Reaktionen

• Energie wird aus der Umgebung absorbiert.
• Die Reaktionsenthalpie ist positiv (∆H > 0).

Enthalpie bei konstantem Druck

• Die Enthalpie-Änderung (∆H) ist gleich der Wärmemenge (q), die bei konstantem Druck zugeführt oder entzogen wird.

Messung der Enthalpieänderung

• Kalorimetrie: Untersuchung der Wärmeübertragung bei chemischen und physikalischen Prozessen.
• Kalorimeter: Geräte zur Messung der Energieübertragung.
• Isobares Kalorimeter, Bombenkalorimeter, Differential Scanning Kalorimeter (DSC): Drei gebräuchliche Typen.

Isobares Kalorimeter

• Einfachstes Kalorimeter, mit thermisch isoliertem und offenen Gefäß, bei dem die Wärmeübertragung als Temperaturänderung des Materials im Gefäß gemessen wird.

Adiabates Bombenkalorimeter

• Für Verbrennungsreaktionen.
• Bestimmung der Temperaturdifferenz nach der Verbrennung der Stoffe und der damit verbundenen Energieübertragung.

Differential Scanning Kalorimeter (DSC)

• Vergleicht das Probenverhalten mit einem Referenzmaterial
• Bestimmung der Enthalpieänderung von Reaktionen.
• System: Zwei kleine identische Kammern.